Question

氨在国民经济中占有重要地位。
（1）合成氨工业中，合成塔中每产生2 mol NH₃，放出92.2 kJ热量。
① 工业合成氨的热化学方程式是                      。
② 若起始时向容器内放入2 mol N₂和6 mol H₂，达平衡后放出的热量为Q，则
Q（填“>”、“<”或“=”）_______184.4 kJ。
③ 已知：

1 mol N-H键断裂吸收的能量约等于_______kJ。
（2）工业生产尿素的原理是以NH₃和CO₂为原料合成尿素[CO(NH₂)₂]，反应的化学方程式为：2NH₃ (g)+ CO₂ (g) CO(NH₂)₂ (l) + H₂O (l)，该反应的平衡常数和温度关系如下：

T / ℃	165	175	185	195
K	111.9	74.1	50.6	34.8

 
①焓变ΔH（填“>”、“<”或“=”）      0
②在一定温度和压强下，若原料气中的NH₃和CO₂的物质  的量之比（氨碳比），下图是氨碳比（x）与CO₂平衡转化率（α）的关系。α随着x增大而增大的原因是                       。

③ 上图中的B点处，NH₃的平衡转化率为_______。
（3）氮气是制备含氮化合物的一种重要物质，而氮的化合物用途广泛。
下面是利用氮气制备含氮化合物的一种途径：
     
①过程Ⅱ的化学方程式是                                
②运输时，严禁NH₃与卤素（如Cl₂）混装运输。若二者接触时剧烈反应产生白烟，并且0.4 mol NH₃参加反应时有0.3 mol 电子转移。写出反应的化学方程式         
③氨是一种潜在的清洁能源，可用作碱性燃料电池的燃料。
已知：4NH₃(g) + 3O₂(g) = 2N₂(g) + 6H₂O(g)   ΔH =" ―1316" kJ/mol，则该燃料电池的负极反应式是               。

Answer 1

（1）① N₂(g)+3H₂(g) =2NH₃(g)  ΔH=" –92.2" kJ/mol（2分）
② < （1分）   
③391（2分）
（2）① < （2分） 
②nNH₃增大，平衡正向移动，则增大CO₂的转化率 （2分）
③32%（2分）
（3）① N₂ + 3H₂2NH₃ （N₂ + O₂2NO）（2分）
② 8NH₃ + 3Cl₂ = 6NH₄Cl + N₂ （2分）
③ 2NH₃―6e^- + 6OH^- = N₂↑+ 6H₂O（2分）

解析试题分析：（1）①每产生2 mol NH₃，放出92.2 kJ热量，所以工业合成氨的热化学方程式是N₂(g)+3H₂(g) =2NH₃(g)  ΔH=" –92.2" kJ/mol
②该反应为可逆反应，所以向容器内放入2 mol N₂和6 mol H₂，达平衡后放出的热量小于92.2×2=184.4kJ
③ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能，1mol氨气分子中有3molN-H键，设断开1molN-H键吸收的能量为x，则–92.2 kJ/mol="945.8kJ/mol+3×436" kJ/mol-2×3×x,解得x =391kJ/mol
（2）①温度升高，K值下降，说明随温度升高平衡逆向移动，逆向为吸热方向，四正反应为放热反应，ΔH<0②x逐渐增大，说明nNH₃增大，平衡正向移动，则CO₂的转化率α增大
③B点x=4，CO₂平衡转化率为64%，若x=2，则NH₃、CO₂平衡转化率都为64%，现在NH₃的起始物质的量扩大为原来的2倍，所以转化率降为原来的一半，为32%
（3）①氮的固定是把游离态氮转化为化合态氮的过程，包括合成氨：N₂ + 3H₂2NH₃ ，氮气与氧气的反应：N₂ + O₂2NO
②二者接触时剧烈反应产生白烟，说明有氯化铵生成，0.4 mol NH₃参加反应时有0.3 mol 电子转移，说明氨气未被全部氧化为氮气，根据反应物、产物写出对应的化学方程式为8NH₃ + 3Cl₂ = 6NH₄Cl + N₂
③燃料电池的负极发生氧化反应，分析已知的方程式得氨气被氧化，所以负极发生的反应为2NH₃―6e^- + 6OH^- = N₂↑+ 6H₂O
考点：考查合成氨工业中所涉及的热化学方程式的书写、反应热的计算、化学平衡知识、氮的固定、原电池的电极反应方程式的书写